1.2.3《元素周期律（二）》 课件 2023-2024学年高二化学人教版（2019）选择性必修2

元素周期律（二） 1 卤素的活泼性如何比较 原子序数 第一电离能 / kJ·mol－1 电离能越小 → 越容易失电子 → 金属性越强 Cl2+2KBr === 2KCl + Br2 Cl2+2KI === 2KCl + I2 Br2+2KI === 2KBr + I2 卤素单质的活泼性（非金属性）： Cl2＞ Br2 ＞ I2 卤素非金属性递变的微观解释 核电荷数减少 ↓ 电子层数减少 ↓ 对电子引力增强 ↓ 越容易得到电子 ↓ 元素的非金属性增强 不同周期不同族的元素，如何比较非金属性强弱 一、电负性 1. 定义 键合电子： 用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。 元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子。 鲍林 电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 键合电子偏向 Cl 以 F 的电负性为 4.0 和 Li 的电负性为 1.0 作为相对标准。 电负性是相对值，没单位。 一、电负性 2.计算标准 Li 1.0 F 4.0 一、电负性 3. 电负性递变规律 思考与讨论： 思考各元素的电负性有何周期性变化？并回答下列问题。 ① 同一周期中，元素的电负性如何变化？ ② 同一主族中，元素的电负性如何变化？ ③ 电负性最大的元素和电负性最小的元素分别在元素周期表的什么位置？ ①同一周期：主族元素的电负性从左到右逐渐增大， 表明其吸引电子的能力逐渐增强。 (稀有气体元素除外) ②同一主族：元素的电负性从上到下呈现减小趋势， 表明其吸引电子的能力逐渐减弱。 ③金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。 电负性最大的是氟，最小的是铯。 一、电负性 3. 电负性递变规律 一、电负性 金属元素的电负性一般小于1.8 “类金属”的电负性在1.8左右，既有金属性，又有非金属性。 非金属元素的电负性一般大于1.8 (1) 判断元素金属性与非金属性强弱 a.金属元素的电负性一般小于1.8。 b.非金属元素的电负性一般大于1.8。 c.位于非金属三角区边界的“类金属”，电负性在1.8左右，既表现金属性，又表现非金属性。 一、电负性 4. 电负性的应用 电负性越大，元素的非金属性越强； 电负性越小，元素的非金属性越弱。 (2) 判断化合物的化学键类型 电负性相差很大 离子键 (相差>1.7) 电负性相差不大 共价键 (相差<1.7) 但也有特例（如HF） 但也有特例（如NaH） 电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大。 一、电负性 4. 电负性的应用 (2) 判断化合物的化学键类型 一、电负性 4. 电负性的应用 判断下列化学键/化合物的类型 AlCl3、AlBr3、CaO、MgCl2、BeCl2 (3) 判断化合物中元素化合价的正负 电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价 一、电负性 4. 电负性的应用 (4) 判断共价键的极性强弱 成键原子的电负性之差越大，键的极性越强 (5) 解释元素的“对角线”规则。 一、电负性 4. 电负性的应用 电负性接近，说明对键合电子的吸引力相当，表现出的性质相似。 Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO； Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢氧化物； B、Si的含氧酸都是弱酸等。 元素周期律（表中位置） 结构 元素性质 元素性质的周期性变化 原子半径 第一电离能 电负性 决定 反映 反映 总结 内容 课堂总结 1. 下列各元素电负性大小顺序正确的是（ ） A. K＞Na＞Li B. F＞O＞S C. As＞P＞N D. C＞N＞O B 随堂检测 2. 不能说明X的电负性比Y的大的是（ ） A. 与H2化合时X单质比Y单质容易 B. X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应的 水化 物的酸性强 C. X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多 D. X单质可以把Y从其氢化物中置换出来 C 随堂检测 3. X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布 相同，下列说法中正确的是（ ） A. X的原子半径比Y小 B. X和Y的核电荷数之差为m－n C. 电负性：X>Y D. 第一电离能：X<Y D 随堂检测 4. 下列四种元素的基态原子的电子排布式如下： ①1s22s22p63s23p4 ②1s22s22p63s23p3 ③1s22s22p3 ④1s22s22p5， 则下列有关的比较中正确的是（ ） A. 第一电离能：④＞③＞②＞① B. 原子半径：④＞③＞②＞① C. 电负性：④＞②＞①＞③ D. 最高正化合价：④＞③＝②＞① A 随堂检测 5. X、Y是同周期的两种非金属元素，不能说明X元素的非金属性比Y元